Das Massenwirkungsgesetz (Guldberg und Waage) gilt für das Dissoziationsgleichgewicht schwacher Säuren: $HB$ $+$ $H_2O$ $\rightleftarrows$ $ H_3O^+$ $+$ $B$ $K$ $=$ $\frac{[H_3O^+][B]}{[HB][H_2O]}$ In verdünnten Säurelösungen unterscheidet sich die Molarität von $ H_2O $ sehr wenig von dem, was wir für reines Wasser gesehen haben: $[H_2O]$ $=$ $55.5 \frac{mol}{L}$, also: $K\cdot[H_2O]$ $ =$ $\frac{[H_3O^+][B]}{[HB]}$ Unter diesen Bedingungen ist $ K \cdot[H_2O] $ eine neue Konstante, die wie $ K $ nur von der Temperatur abhängt. Sie heißt Säurekonstante:
$ K_a $: Säurekonstante des Säure-Base-Paares $(HB,B)$: $K_a$ $=$ $\frac{[H_3O^+][B]}{[HB]}$
Betrachte zwei schwache Säuren 1 und 2 mit $K_{a1}\gt K_{a2} $: Der Zähler des Ausdrucks $ \frac{[H_3O^+][B]}{[HB]} $ ist in 1 grö ßer als in 2 (oder der Nenner kleiner), was bedeutet, dass in der wässrigen Lösung 1 $ H_3O^+ $ und $ B $ mehr vorhanden ist und $ HB $ weniger als in 2, 1 ist stärker dissoziiert ("stärker") als 2
$ K_{a1} \gt K_{a2} $ $ \rightarrow $ $ HB_1 $ "stärker" (mehr dissoziiert) als $HB_2$
Beispiel: Chlorsäure $HClO_3$ mit $K_a$ $=$ $10$ ist eine (schwache!) Säure aber viel stärker als die chlorige Säure $ HClO_2 $ mit $K_a$ $=$ $10^{-2}$
In Analogie zum $ pH $ definieren wir:
$pK_a$ $=$ $-logK_a$ $K_a$ $=$ $10^{-pK_a}$
Beispiel: Eine schwache Säure $ pK_a $ $ = $ $ 3,5 $ hat eine Säurekonstante $ K_a $ $ = $ $ 10^{-3,5} $ $ = $ $ 3,2 \cdot 10^{-4} $
Da ja die Funktion $ -log $ abnimmt, erhalten wir für zwei schwache Säuren 1 und 2:
$ pK_{a1} \lt pK_{a2} $ $ \rightarrow $ $ HB_1 $ "stärker" als $ HB_2 $
Beispiel: Flusssäure $ HF $ mit $ pK_a $ $ = $ $ 3,17 $ ist eine (schwache!) Säure, aber viel stärker als hypochlorige Säure $ HClO $ mit $ pK_a $ $ = $ $ 7,30 $